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TRABAJO PRÁCTICO N°9 ÓXIDO-REDUCCIÓN Las reacciones químicas de óxido - reducción (reacciones redox) son aquellas en las cuales se produce una transferencia de electrones. Son las reacciones donde se producen cambios en el nº de oxidación de algunas especies. Oxidación es un proceso en el cual una especie química pierde electrones, aumentando el nº de oxidación Reducción es un proceso en el cualespecie química gana electrones, disminuyendo el nº de oxidación. Para que una sustancia se oxide (pierda electrones) es necesario que se halle en contacto con otra que se reduzca (gane electrones), es decir, que la oxidación y la reducción deben ocurrir simultáneamente y el número total de electrones cedido debe ser igual al ganado. Ej: si en una solución acuosa de CuSO4 se introduce un trozo deFe, éste se recubre de un de cobre metálico y la solución de CuSO4 se va decolorando gradualmente. El Fe pasa de hierro metálico a ión hierro (II), proceso en el cual cada átomo de Fe cede dos electrones: Fe → Fe2+ + 2 e-. El Fe, que es la sustancia que cede electrones, es la sustancia que se oxida y es el agente reductor. El ion cobre se separa de la solución como cobre metálico, proceso en elcual cada ion cobre gana dos electrones: Cu2+ + 2 e- → Cu°. El Cu2+ es la especie química que acepta electrones, por lo tanto se reduce y es el agente oxidante. Sumando ambas ecuaciones: Fe° + Cu2+ → Fe2+ + Cu° tenemos la reacción de reducción – oxidación o redox. Agente Reductor: es la especie química (átomo o grupo de átomos o ion) que al reaccionar cede electrones, es la especie que se oxida.Agente Oxidante: es la especie química (átomo o grupo de átomos o ion) que al reaccionar gana electrones, es la especie que se reduce Equivalente gramo redox: es el mol del agente oxidante o reductor dividido por el número de electrones ganados o cedidos durante el proceso de óxido – reducción por cada molécula, átomo o ion. Reacciona o se forma 1 equivalente redox cuando se transfiere 1 mol deelectrones. En la reacción de oxidación del ión ferroso y el permanganato de potasio en medio ácido, se tienen las siguientes ecuaciones parciales: Reducción: MnO4- + 8 H+ + 5 e- → Mn2+ + 4 H2O Oxidación: 5 Fe2+ → 5 Fe3+ + 5e-

De esta manera el Eq. gramo de Fe2+ = mol / 1 = 55,85 g / 1 = 55,85 g y el Eq. gramo del MnO4- = mol / 5 = 118,94 / 5 = 23,76 g. En síntesis: cuando reacciona un mol de MnO4-se ganan 5 moles de electrones, entonces en 1 mol de MnO4- hay 5 equivalentes redox. Cuando reacciona 1 mol de Fe2+ se liberan 1 mol de electrones, resulta que en 1 mol de 2+ Fe hay 1 equivalente redox Potenciales de reducción. Electrodos. Potencial de electrodos. Electrodos reversibles: son aquellos electrodos con los que se pueden construir pilas reversibles. Existen tres clases de electrodosreversibles: I) Electrodos de primera clase. a) Es el caso de un metal en contacto con una solución de sus propios iones. Cuando en metal se sumerge en una solución que contiene los iones de dicho metal (barra de zinc en solución de sulfato de zinc) se origina una diferencia de potencial entre el metal y la solución que

depende de la naturaleza del metal, de la temperatura y de la concentraciónde los iones de metal en la solución; el metal pasa a la solución en forma de catión quedando retenidos los electrones en la barra que se polariza así negativamente respecto de la solución. Zn2+ (ac) + 2 e- → Zn (barra) Se representa un electrodo de esta clase en las siguiente forma: Men+/ Me donde Me = metal, n+ = es el nº de oxidación del metal Para el caso del electrodo de Zn será Zn2+/ ZnOtros ejemplos: electrodos de cobre: Cu2+/ Cu , electrodo de plata: Ag+ / Ag. La reacción correspondiente a este electrodo de oxidación es: Me2+ + n e- → Me ; forma oxidada + n electrones → forma reducida. b) Un no metal en contacto con una solución de sus propios iones, ejemplo: electrodo de hidrógeno, de halógenos, etc. Se representa el electrodo de hidrógeno en la siguiente forma: 2H+/ H2 / Pt....